„Klór” változatai közötti eltérés

[ellenőrzött változat][ellenőrzött változat]
Tartalom törölve Tartalom hozzáadva
96. sor:
A reakció 450 °C-on megy végbe, és katalizátort igényel. Deacon ehhez réz(II)-kloridot használt, de azóta sok helyen átálltak króm-, vagy ruténiumalapú katalizátorokra.<ref name=chlorine>Schmittinger, Peter ''et al.'' (2006) "Chlorine" in ''Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry'', Wiley-VCH Verlag GmbH & Co., {{doi|10.1002/14356007.a06_399.pub2}}</ref> Az előállított klórt 450 g-tól 70 kg-ig terjedően különböző méretű palackokban hozzák forgalomba, emellett szállítják tartályokban (865&nbsp;kg), tartálykocsikban (15&nbsp;tonna úton; 27–90&nbsp;tonna vasúton) és uszályokon (600–1200&nbsp;tonna).<ref name=Greenwood796>Greenwood and Earnshaw, pp. 796–800</ref>
 
==Kémiai tulajdonságok és vegyületek==
== Vegyületei==
{| class="wikitable" style="float:right; margin-top:0; margin-left:1em; text-align:center; font-size:10pt; line-height:11pt; width:25%;"
Legelterjedtebb vegyületei a [[:Kategória:Kloridok|kloridok]], ahol a klór egyszeresen negatív [[oxidációs szám|oxidációs állapotban]] szerepel. [[Alkálifémek|Alkálifém]]- és [[Alkáliföldfémek|alkáliföldfém]]-kloridok kiválóan oldódnak vízben, ionos tulajdonságú anyagok. A kloridion [[Komplexkémia|komplexképzésre]] is képes.
|+ style="margin-bottom: 5px;" | Halogén kötési energiák (kJ/mol)<ref name=Greenwood804/>
|-
! X
! XX
! HX
! BX<sub>3</sub>
! AlX<sub>3</sub>
! CX<sub>4</sub>
|-
! F
| 159
| 574
| 645
| 582
| 456
|-
! Cl
|243
|428
|444
|427
|327
|-
! Br
|193
|363
|368
|360
|272
|-
! I
|151
|294
|272
|285
|239
|}
A klór reaktivitását tekintve a fluor és a bróm között helyezkedik el és a legreaktívabb elemek közé tartozik. A klór gyengébb oxidálószer, mint a fluor, de a brómnál és a jódnál erősebb. Ez a X<sub>2</sub>/X<sup>−</sup> párok [[standardpotenciál|standard elektródpotenciál]] értékeiből is látható (F: +2.866&nbsp;V; Cl: +1.395&nbsp;V; Br: +1.087&nbsp;V; I: +0.615&nbsp;V; At: kb. +0.3&nbsp;V). A kötési energiákban azonban nem figyelhető meg ez a tendencia, mivel a fluor egyedülálló a kis mérete, kis polarizálhatósága és a kötésekhez elérhető mélyen elhelyezkedő d-orbitálok hiánya miatt. Egy másik jelentős különbség, hogy a klór számos vegyületében megtalálható pozitív oxidációs állapotban, míg a fluornak nincsenek ilyen vegyületei. A klórozás gyakran magasabb oxidációs állapothoz vezet, mint a brómozás, vagy a jódozás, de alacsonyabbhoz a fluorozásnál. A klór hajlamos a M–M, M–H, vagy M–C kötéseket tartalmazó vegyületekkel reagálni M-Cl kötés képződése közben.<ref name=Greenwood804/>
 
Az ({{tört| 1|2}}O<sub>2</sub>/H<sub>2</sub>O) = +1.229&nbsp;V standardpotenciál értéket tekintve azt várhatnánk, hogy a klór képes a víz oxigénjét oxidálni elemi oxigénné és hidrogén-kloriddá. A reakció kinetikája azonban kedvezőtlen, ami a túlfeszültség jelenségével függ össze, és ezért a kloridok vizes oldatának elektrolízisekor klórgáz fejlődik, nem pedig oxigén.<ref name=Greenwood853>Greenwood and Earnshaw, pp. 853–6</ref>
Gyakoribb vegyületei:
* [[Klórvegyületek összegképletének listája]]
* [[:Kategória:Klórvegyületek|'''A klór vegyületei''']]
 
===Hidrogén-klorid===
A meggyújtott hidrogéngáz a klórgázban is folytatja égését. Az egyesülési reakcióban hidrogén-klorid-gáz keletkezik. Régen ezen a reakción alapult a sósavgyártás:
[[File:Hydrochloric acid 05.jpg|thumb|right|200px|Sósav]]
A legegyszerűbb klórvegyület a [[hidrogén-klorid]], amely gáz formában, vagy vízben oldva [[sósav]] formájában is fontos vegyszer az iparban és a laboratóriumban egyaránt. A hidrogén-kloridot gyakran állítják elő hidrogén klórgázban való égetésével katalizátor használata nélkül, vagy nyerik a [[szénhidrogének]] klórozásának melléktermékeként. A hagyományos "salt-cake" nevű eljárásban [[nátrium-klorid]]ot reagáltatnak tömény kénsavval, hogy hidrogén-klorid gázt nyerjenek:<ref name=Greenwood809/>
:NaCl + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → NaHSO<sub>4</sub> + HCl (150 °C)
:NaCl + NaHSO<sub>4</sub> → Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + HCl (540-600 °C)
Kisebb mennyiségben laboratóriumban előállítható a HCl-gáz, ha tömény sósavat tömény kénsavval reagáltatnak. A deutérium-klorid leghatékonyabban [[benzoil-klorid]] és [[nehézvíz]] (D<sub>2</sub>O) vegyület reakciójával állítható elő.<ref name=Greenwood809>Greenwood and Earnshaw, pp. 809–812</ref>
[[File:DCl Neutron powder.png|thumb|250px|left|A szilárd deutérium-klorid szerkezete, D···Cl hidrogénkötésekkel]]
A hidrogén-klorid [[standard állapot]]ban színtelen, szúrós szagú gáz, úgy mint a többi hidrogén-halogenid a [[hidrogén-fluorid]] kivételével, mert a molekulái között nem alakulnak ki [[hidrogénkötés]]ek. Alacsony hőmérsékleten viszont a szilárd hidrogén-klorid kristályokban a molekulák gyenge hidrogénkötések kialakításával cikk-cakk láncokat alkotnak, amelyek hasonlóak a szilárd hidrogén-fluoridban létrejövő szerkezethez. A hőmérséklet emelésével azonban a rendezetlenség jelentősen nő.<ref name=Greenwood809/> A hidrogén-klorid vizes oldata, a sósav erős sav (p''K''<sub>a</sub> = −7), mivel a vizes oldatban kialakuló gyenge O-H···Cl hidrogénkötések túl gyengék ahhoz, hogy megakadályozzák a teljes ionos disszociációt.A sósav, mint a HCl és H<sub>2</sub>O kétkomponensű keveréke állandó (108,6&nbsp;°C) forráspontú [[azeotrópos elegy]]et képez 20,2% HCl tartalom esetén, ezért desztillációval nem lehet ennél töményebb oldatot előállítani.<ref name=Greenwood812>Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6</ref> A sósavnak négy állandó kristályosodási eutektikus pontja van, ezek a kristályos formák a HCl·H<sub>2</sub>O (68% HCl), HCl·2H<sub>2</sub>O (51% HCl), HCl·3H<sub>2</sub>O (41% HCl), HCl·6H<sub>2</sub>O (25% HCl) és a jég (0% HCl). Ezeken kívül létezik még egy metastabil eutektikus pont is 24,8%-es összetételnél a jég és a HCl·3H<sub>2</sub>O kristályforma között.<ref name="aspen">{{Cite book |publisher=Aspen Technology |title=Aspen Properties |series=binary mixtures modeling software |edition=calculations by Akzo Nobel Engineering |year = 2002–2003}}</ref> Az 1:1 aránynál nagyobb töménységű elegy két külön folyadékfázisra válik szét.
 
[[Fájl:Phase diagram HCl H2O s l.PNG|thumb|250px|A HCl vizes oldatának olvadáspontja a koncentráció függvényében.<ref>{{Cite book |title=Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie |chapter=Systemnummer 6 Chlor |publisher=Chemie Berlin |year=1927}}</ref><ref>{{Cite book |title=Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie |chapter=Systemnummer 6 Chlor, Ergänzungsband Teil B&nbsp;– Lieferung 1 |publisher=Chemie Weinheim |year=1968}}</ref>]]
:<math>\mathrm{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2 \ HCl}</math>
A hidrogén-fluoriddal szemben a vízmentes, cseppfolyós hidrogén-klorid kevésbé használható oldószerként, ami a fizikai tulajdonságai közül különösen az alacsony olvadáspontból, a folyadék halmazállapot kis hőmérséklet-tartományából, a kis [[dielektromos állandó]]ból és az elhanyagolható mértékű H<sub>2</sub>Cl<sup>+</sup> és {{chem|HCl|2|-}} ionokra való öndisszociációból következik. Ez utóbbi oka, hogy a {{chem|HCl|2|-}}-ion sokkal kevésbé stabil, mint a bifluorid-ion ({{chem|HF|2|-}}), a hidrogén és klóratomok közt kialakuló nagyon gyenge hidrogénkötések miatt, bár nagy méretű és gyengén polarizáló kationokkal, például [[cézium]]ionnal, vagy [[Kvaterner ammóniumvegyület|kvaterner ammónium kationnal]] előállíthatók sói. A vízmentes hidrogén-klorid gyenge oldószer, mindössze kisebb molekulavegyületeket (pl.: [[nitrozil-klorid]], [[fenol]]) vagy kis [[rácsenergia|rácsenergiájú]] sókat (pl. tetraalkil-ammónium-halogenidek) képes feloldani. Könnyedén protonálja a nemkötő elektronpárt, vagy π-kötéseket tartalmazó [[elektrofil]]eket. Szolvolitikus folyamatok, ligandumhelyettesítési és oxidációs reakciók is jól ismertek hidrogén-klorid oldatban:<ref name=Greenwood818>Greenwood and Earnshaw, pp. 818–9</ref>
:Ph<sub>3</sub>SnCl + HCl → Ph<sub>2</sub>SnCl<sub>2</sub> + PhH (szolvolízis)
:Ph<sub>3</sub>COH + 3 HCl → {{chem|Ph|3|C|+|HCl|2|-}} + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>Cl<sup>−</sup> (szolvolízis)
:{{chem|Me|4|N|+|HCl|2|-}} + BCl<sub>3</sub> → {{chem|Me|4|N|+|BCl|4|-}} + HCl (ligandumhelyettesítés)
:PCl<sub>3</sub> + Cl<sub>2</sub> + HCl → {{chem|PCl|4|+|HCl|2|-}} (oxidáció)
 
===Más egyszerű kloridok===
[[File:Nickel(II)-chloride-hexahydrate-sample.jpg|thumb|right|250px|Hidratált [[nikkel(II)-klorid]], NiCl<sub>2</sub>(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>.]]
A periódusos rendszer majdnem minden eleme alkot kloridokat. Kivételt képeznek a [[nemesgázok]] a [[xenon]]t leszámítva (XeCl<sub>2</sub>, XeCl<sub>4</sub>), melyek közömbösségük miatt nem vihetők reakcióba; a nukleárisan instabil nehezebb elemek, melyek elbomlanak mielőtt kémiai vizsgálatnak tehetnék ki őket, illetve a [[fluor]] és az [[oxigén]], melyek ugyan alkotnak vegyületeket a klórral, de ezek a fluor és oxigén nagyobb elektronegativitása miatt fluoridoknak, vagy oxidoknak minősülnek.<ref name=Greenwood821>Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4</ref>
 
A fémek Cl<sub>2</sub>-al való klórozása általában magasabb oxidációs állapotot eredményez, mint a Br<sub>2</sub>-al való brómozás, amikor több oxidációs állapot is lehetséges. Erre példa a [[molibdén]] reakciója elemi klórral és brómmal, ahol MoCl<sub>5</sub> és MoBr<sub>3</sub> keletkezik. A kloridok előállíthatók az elemek, vagy oxidjaik, hidroxidjaik és karbonátjaik sósavval való reakciójával, majd enyhe melegítéssel, alacsony nyomáson, vagy vízmentes hidrogén-klorid gázzal dehidratálhatóak. Ezek a módszerek akkor működnek a legjobban ha a keletkező klorid stabil a hidrolízissel szemben. Más esetben valamilyen száraz eljárást kell alkalmazni, gyakran magas hőmérsékleten. A lehetőségek közt szerepel az elem magas hőmérsékletű oxidatív klórozása klórral, vagy hidrogén-kloriddal. Abban az esetben, ha egynél több oxidációs állapot lehetséges, néha előfordul, hogy elemi klórral oxidálva a nagyobb, hidrogén-kloriddal pedig a kisebb oxidációs számú vegyület keletkezik, például a vas esetén:
:Fe + {{tört|3|2}} Cl<sub>2</sub> → FeCl<sub>3</sub>
:Fe + 2 HCl → FeCl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>
További eljárásokat jelent a fém-oxidok, vagy más fém-halogenidek magas hőmérsékletű klórozása klórral, illékony fém-kloriddal, [[szén-tetraklorid]]dal, vagy egy szerves kloriddal. Például a [[cirkónium-dioxid]] klórral standard körülmények közt reagál és [[cirkónium-tetraklorid]] keletkezik, vagy az [[urán-trioxid]] reagál a [[hexaklórpropén]]nel [[urán-tetraklorid]] keletkezése mellett. Ez utóbbi esetben oxidációsszám-csökkenés is végbemegy, ami elérhető még a magasabb oxidációs számú klorid hidrogénnel, vagy fémmel való redukciójával, esetleg termikus disszociációval, vagy diszproporcióval:<ref name=Greenwood821/>
: EuCl<sub>3</sub> + {{tört|1|2}} H<sub>2</sub> → EuCl<sub>2</sub> + HCl
: ReCl<sub>5</sub> → ReCl<sub>3</sub> + Cl<sub>2</sub> (500 °C)
: AuCl<sub>3</sub> → AuCl + Cl<sub>2</sub> (160 °C)
 
Az alkáli- és alkáliföldfémek, valamint az [[aktinoidák]] és [[lantanoidák]] +2-es és +3-as vegyértékű kloridjainak többsége ionos, míg a nemfémek és a fémek +3-as oxidációs állapottól felfelé kovalens kloridokat alkotnak. Az [[ezüst-klorid]] vízben gyakorlatilag oldhatatlan, ezért az analitikában gyakran alkalmazzák kloridok kimutatására.<ref name=Greenwood821/>
 
===Poliklorid ionok===
Bár a klór erős oxidálószer nagy ionizációs energiával, de extrém körülmények között oxidálható a {{chem|Cl|2|+}} kationná. Ez a kation igen instabil és eddig csak az elektromágneses spektrumát figyelték meg, amikor kisnyomású kisülési csőben sikerült előállítani. A sárga színű {{chem|Cl|3|+}} kation ennél stabilabb és a következő módon lehet előállítani:<ref name=Greenwood842>Greenwood and Earnshaw, pp. 842–4</ref>
:Cl<sub>2</sub> + ClF + AsF<sub>5</sub> → {{chem|Cl|3|+|AsF|6|-}} (78°C)
A reakciót az oxidáló [[arzén-pentafluorid]] oldószerben viszik véghez. A trijodiddal analóg szerkezetű triklorid aniont ({{chem|Cl|3|-}}) is jellemezték már.<ref name=Greenwood824/>
 
== Felhasználása ==
A lap eredeti címe: „https://hu.wikipedia.org/wiki/Klór